KEMISK BINDING: EGENSKABER, HVORDAN DE DANNES, TYPER - KEMI - 2024

Den kemiske binding er den kraft, der formår at holde sammen atomer, der udgør stof. Hver type stof har en karakteristisk kemisk binding, der består af deltagelse af en eller flere elektroner. De kræfter, der binder atomer i gasser, er således forskellige fra for eksempel metaller.

Alle elementerne i det periodiske system (med undtagelse af helium og de lette ædelgasser) kan danne kemiske bindinger med hinanden. Imidlertid ændres arten af ​​disse afhængigt af hvilke elementer elektronerne, der danner dem, kommer fra. En vigtig parameter til at forklare typen af ​​bindinger er elektronegativitet.

Kilde: Af Ymwang42 (tale). Ymwang42 på en.wikipedia, fra Wikimedia Commons

Forskellen i elektronegativitet (ΔE) mellem to atomer definerer ikke kun typen af ​​kemisk binding, men også de fysisk-kemiske egenskaber af forbindelsen. Saltene er kendetegnet ved at have ioniske bindinger (høj ΔE), og mange af de organiske forbindelser, såsom vitamin B ₁₂ (øverste billede), har kovalente bindinger (lav ΔE).

I den højere molekylstruktur repræsenterer hver af linjerne en kovalent binding. Kilerne angiver, at forbindelsen kommer frem fra planet (mod læseren) og de understregede bag flyet (væk fra læseren). Bemærk, at der er dobbeltbindinger (=) og et koboltatom koordineret med fem nitrogenatomer og en R-sidekæde.

Men hvorfor dannes sådanne kemiske bindinger? Svaret ligger i de deltagende atomer og elektroners energistabilitet. Denne stabilitet skal afbalancere de elektrostatiske frastødninger, der opleves mellem elektronskyer og kerner, og den tiltrækning, der udøves af en kerne på elektronerne i det nærliggende atom.

Definition af den kemiske binding

Mange forfattere har givet definitioner af den kemiske binding. Af dem alle var det vigtigste fysikkemikeren GN Lewis, der definerede den kemiske binding som deltagelse af et par elektroner mellem to atomer. Hvis atomer A · og · B kan bidrage med et enkelt elektron, dannes enkeltbindingen A: B eller A - B mellem dem.

Før bindingsdannelse adskilles både A og B med en ubegrænset afstand, men når de bindes, er der nu en kraft, der holder dem sammen i den diatomiske forbindelse AB og en bindingsafstand (eller længde).

egenskaber

Kilde: Gabriel Bolívar

Hvad er kendetegnene ved denne kraft, der holder atomerne sammen? Disse afhænger mere af typen af ​​forbindelse mellem A og B end af deres elektroniske strukturer. For eksempel er link A - B retningsbestemt. Hvad betyder det? At kraften, der udøves af samlingen af ​​paret af elektroner, kan repræsenteres på en akse (som om det var en cylinder).

Denne binding kræver også energi til at bryde. Denne mængde energi kan udtrykkes i enhederne kJ / mol eller cal / mol. Når først tilstrækkelig energi er blevet anvendt på forbindelse AB (f.eks. Ved hjælp af varme), vil det adskilles i de originale A · og · B-atomer.

Jo mere stabil bindingen er, jo mere energi tager det at adskille de bundne atomer.

På den anden side, hvis bindingen i forbindelse AB var ionisk, A ⁺ B ^-, ville det være en ikke-retningsbestemt kraft. Hvorfor? Fordi A ⁺ udøver en attraktiv kraft på B ^- (og vice versa), der afhænger mere af afstanden, der adskiller begge ioner i rummet end af deres relative placering.

Dette felt af tiltrækning og frastødning samler andre ioner til at danne hvad der er kendt som et krystalgitter (øverste billede: de A ⁺ kation ligger omgivet af fire B ^- anioner, og disse er omgivet af fire A ⁺ kationer, og så videre).

Hvordan dannes kemiske bindinger?

AA homonukleære forbindelser

Kilde: Gabriel Bolívar

For at et par elektroner skal danne en binding er der mange ting, der skal overvejes først. Kernerne, siger de fra A, har protoner og er derfor positive. Når to A-atomer er meget langt fra hinanden, det vil sige i en stor internuklear afstand (øverste billede), oplever de ingen attraktion.

Når de to A-atomer nærmer sig deres kerner, tiltrækker de elektronskyen i det nærliggende atom (den lilla cirkel). Dette er tiltrækningskraften (A på den nærliggende lilla cirkel). Imidlertid frastøder de to kerner i A hinanden, fordi de er positive, og denne kraft øger den potentielle energi i bindingen (lodret akse).

Der er en internuklear afstand, hvor den potentielle energi når et minimum; det vil sige, at både de attraktive og frastødende kræfter (de to A-atomer i den nederste del af billedet) er afbalancerede.

Hvis denne afstand aftager efter dette punkt, vil bindingen få de to kerner til at frastøde hinanden meget kraftigt, destabiliserer AA-forbindelsen.

Så for bindingen, der skal dannes, skal der være en energisk passende internuklear afstand; og endvidere skal de atomiske orbitaler overlappe korrekt for at elektronerne kan bindes sammen.

Heteronuclear forbindelser AB

Hvad hvis der i stedet for to atomer af A, et af A og det andet af B blev sluttet sammen? I dette tilfælde ville den øverste graf ændre sig, fordi et af atomerne ville have flere protoner end det andet, og elektronskyerne ville have forskellige størrelser.

Idet A-B-bindingen dannes i den passende internukleære afstand, findes elektronparret hovedsageligt i nærheden af ​​det mest elektronegative atom. Dette er tilfældet med alle heteronukleare kemiske forbindelser, der udgør langt de fleste af dem, der er kendt (og vil blive kendt).

Selvom de ikke er nævnt i dybden, er der adskillige variabler, der direkte påvirker, hvordan atomer nærmer sig og kemiske bindinger dannes; nogle er termodynamiske (er reaktionen spontan?), elektronisk (hvor fulde eller tomme er atomernes orbitaler) og andre kinetiske.

Typer af kemiske bindinger

Links har en række egenskaber, der adskiller dem fra hinanden. Flere af dem kan indrammes i tre hovedklassifikationer: kovalente, ioniske eller metalliske.

Selvom der er forbindelser, hvis bindinger hører til en enkelt type, består mange faktisk af en blanding af karakterer af hver. Denne kendsgerning skyldes forskellen i elektronegativitet mellem de atomer, der danner bindingerne. Nogle forbindelser kan således være kovalente, men har en vis ionisk karakter i deres bindinger.

Ligeledes er typen af ​​binding, strukturen og molekylmassen nøglefaktorer, der definerer de makroskopiske egenskaber af stoffet (lysstyrke, hårdhed, opløselighed, smeltepunkt osv.).

-Kovalent binding

Kovalente bindinger er dem, der er blevet forklaret indtil videre. I dem skal to orbitaler (en elektron i hver) overlappe hinanden med kernerne adskilt med en passende internuklear afstand.

I henhold til molekylær orbital teori (TOM), hvis overlapningen af ​​orbitalerne er frontal, vil der dannes en sigma σ-binding (som også kaldes en enkel eller enkel binding). Mens orbitalerne dannes af laterale og vinkelrette overlapninger med hensyn til den internukleære akse, vil vi have π-bindingerne (dobbelt og tredobbelt):

Kilde: Gabriel Bolívar

Simpelt link

Σ-bindingen, som det kan ses på billedet, dannes langs den internukleære akse. Selvom de ikke er vist, kan A og B have andre bindinger, og derfor deres egne kemiske miljøer (forskellige dele af molekylstrukturen). Denne type led er kendetegnet ved dens rotationskraft (grøn cylinder) og ved at være den stærkeste af alle.

F.eks. Kan enkeltbindingen i brintmolekylet rotere omkring den internukleære akse (H - H). Tilsvarende kan et hypotetisk CA - AB-molekyle.

Links C - A, A - A og A - B roterer; men hvis C eller B er atomer eller en gruppe omfangsrige atomer, hindres A - A rotationen sterisk (fordi C og B ville kollidere).

Enkeltbindinger findes i praktisk talt alle molekyler. Dens atomer kan have enhver kemisk hybridisering, så længe overlapningen af ​​deres orbitaler er frontal. Når vi vender tilbage til strukturen af ​​vitamin B ₁₂, angiver enhver enkelt linje (-) en enkeltbinding (for eksempel –CONH _2- bindingerne).

Dobbelt link

Dobbeltbinding kræver atomerne (sædvanligvis) sp ^2- hybridiseret. Den rene p-binding, vinkelret på de tre sp ^2- hybride orbitaler, danner dobbeltbindingen, der er vist som et gråligt ark.

Bemærk, at både enkeltbindingen (grøn cylinder) og dobbeltbindingen (grå ark) eksistere på samme tid. I modsætning til enkeltbindinger har dobbeltbindinger imidlertid ikke den samme rotationsfrihed omkring den indre kerneaksel. Dette skyldes, at forbindelsen (eller folien) skal dreje for at rotere; proces, der har brug for energi.

Bindingen A = B er også mere reaktiv end A - B. Dens længde er kortere, og atomer A og B ligger i en kortere intern afstand. der er derfor større frastødning mellem begge kerner. At bryde både enkelt- og dobbeltbindinger kræver mere energi, end det tager at adskille atomerne i A - B-molekylet.

I strukturen af ​​vitamin B _{12 kan} flere dobbeltbindinger observeres: C = O, P = O og inden for de aromatiske ringe.

Triple bond

Triplebindingen er endnu kortere end dobbeltbindingen, og dens rotation er mere energisk hindret. I den dannes to π-bindinger vinkelret på hinanden (de grålige og lilla ark) samt en enkeltbinding.

Normalt skal den kemiske hybridisering af atomerne i A og B være sp: to sp orbitaler, der er 180 ° fra hinanden, og to rene p orbitaler vinkelret på den første. Bemærk, at en tredobbelt binding ligner en padle, men uden roterende kraft. Denne binding kan repræsenteres simpelthen som A≡B (N≡N, nitrogen molekyle N ₂).

Af alle de kovalente bindinger er dette den mest reaktive; men på samme tid den, der har brug for mere energi til fuldstændig adskillelse af dets atomer (· A: +: B ·). Hvis vitamin B ₁₂ havde en tredobbelt binding inden for dens molekylstruktur, ville dens farmakologiske virkning ændre sig dramatisk.

Seks elektroner deltager i tredobbelte bindinger; i fordoblinger, fire elektroner; og på det enkle eller enkle to.

Dannelsen af ​​en eller flere af disse kovalente bindinger afhænger af den elektroniske tilgængelighed af atomerne; det vil sige, hvor mange elektroner der har deres orbitaler har brug for for at få en octet af valens.

Ikke-polær binding

En kovalent binding består af en ligelig fordeling af et par elektroner mellem to atomer. Men dette er strengt gældende kun i de tilfælde, hvor begge atomer har lige elektronegativiteter; det vil sige den samme tendens til at tiltrække elektrondensitet fra dens omgivelser ind i en forbindelse.

Ikke-polære bindinger er kendetegnet ved en nul elektronegativitetsforskel (ΔE≈0). Dette sker i to situationer: i en homonuklear forbindelse (A ₂), eller hvis de kemiske miljøer på begge sider af bindingen er ækvivalente (H ₃ C - CH ₃, ethan molekyle).

Eksempler på ikke-polære bindinger ses i de følgende forbindelser:

-Hydrogen (H - H)

-Oxygen (O = O)

-Nitrogen (N≡N)

-Fluor (F - F)

-Chloro (Cl - Cl)

-Acetylen (HC≡CH)

Polære bindinger

Når der er en markant forskel i elektronegativitet ΔE mellem begge atomer, dannes et dipolmoment langs bindingsaksen: A ^{δ +} –B ^δ-. I tilfælde af den heteronukleare forbindelse AB er B det mest elektronegative atom, og derfor har det en højere elektrondensitet δ-; mens A, det mindst elektronegative, har en 6 + ladningsmangel.

For at polære bindinger skal forekomme, skal to atomer med forskellige elektronegativiteter forene; og danner således heteronukleare forbindelser. A - B ligner en magnet: den har en positiv og en negativ pol. Dette tillader det at interagere med andre molekyler gennem dipol-dipol-kræfter, blandt hvilke er hydrogenbindinger.

Vand har to polære kovalente bindinger, H - O - H, og dets molekylære geometri er kantet, hvilket øger dets dipolmoment. Hvis dens geometri var lineær, ville oceanerne fordampe, og vandet ville have et lavere kogepunkt.

At en forbindelse har polære bindinger betyder ikke, at den er polær. For eksempel carbontetrachlorid, CCI ₄, har fire polære CCL bindinger, men på grund af deres tetraedrisk arrangement dipolmomentet ender med at blive vektorielt annulleres.

Dative eller koordineringsforbindelser

Når et atom opgiver et par elektroner for at danne en kovalent binding med et andet atom, så taler vi om en dativ- eller koordinationsbinding. For eksempel ved at have B: det tilgængelige elektronpar og A (eller A ⁺), en elektronisk ledig stilling, dannes B: A-bindingen.

I strukturen af ​​vitamin B _{12 er} de fem nitrogenatomer bundet til metalcentret i Co gennem denne type kovalent binding. Disse nitrogener opgiver deres par gratis elektroner til Co ³⁺ -kationen, metallet koordinerer med dem (Co ³⁺: N–)

Et andet eksempel kan findes i protonering af et ammoniakmolekyle til dannelse af ammoniak:

H ₃ N: + H ⁺ => NH ₄ ⁺

Bemærk, at det i begge tilfælde er nitrogenatomet, der bidrager med elektronerne; derfor forekommer dativ eller koordinationskovalent binding, når et atom alene bidrager med elektronparret.

På samme måde kan vandmolekylet protoneres for at blive hydronium (eller oxonium) kation:

H ₂ O + H ⁺ => H ₃ O ⁺

Modsætning ammoniumkationen, hydronium har stadig en fri elektronpar (H ₃ O: ⁺); er det imidlertid meget vanskeligt for den at acceptere en anden proton til dannelse af den ustabile hydronium dikation, H ₄ O ²⁺.

-Jonisk binding

Kilde: Pixabay

På billedet er en hvid bakke salt. Saltene er kendetegnet ved at have krystallinske strukturer, dvs. symmetriske og ordnede; høje smelte- og kogepunkter, høje elektriske ledningsevner, når de smelter eller opløses, og dens ioner er også stærkt bundet af elektrostatiske interaktioner.

Disse interaktioner udgør den såkaldte ioniske binding. I det andet billede blev der vist en A ⁺ -kation omgivet af fire B ^- anioner, men dette er en 2D-repræsentation. I tre dimensioner skal A ⁺ have andre B-anioner ^- foran og bag planet og danne forskellige strukturer.

A ⁺ kan således have seks, otte eller endda tolv naboer. Antallet af naboer, der omgiver en ion i en krystal, er kendt som koordinationsnummeret (NC). For hver NC er der tilknyttet en type krystallinsk arrangement, som igen udgør en fast fase af saltet.

De symmetriske og facetterede krystaller, der ses i saltene, skyldes ligevægten, der er fastlagt ved de elektrostatiske interaktioner mellem tiltrækning (A ⁺ B ^-) og frastødelse (A ⁺ A ⁺, B ^- B ^-).

Uddannelse

Men hvorfor ikke A + og B ^- eller Na ⁺ og Cl ^-, danner Na - Cl kovalente bindinger? Fordi kloratom er meget mere elektronegativt end natriummetal, som også er kendetegnet ved meget let at opgive dets elektroner. Når disse elementer mødes, reagerer de eksotermisk og producerer bordsalt:

2Na (s) + Cl ₂ (g) => 2NaCl (s)

To natriumatomer opgiver deres enkeltvalenselektron (Na ·) til det diatomiske molekyle af Cl ₂ og danner således Cl ^- anioner.

Interaktionerne mellem natriumkationer og chloridanioner, selvom de repræsenterer en svagere binding end kovalente, er i stand til at holde dem stærkt samlet i det faste stof; og denne kendsgerning afspejles i saltets høje smeltepunkt (801ºC).

Metallisk binding

Kilde: Pixnio

Den sidste af de typer kemiske bindinger er metallisk. Dette kan findes på ethvert metal- eller legeringsdel. Det er kendetegnet ved at være specielt og forskelligt fra de andre på grund af det faktum, at elektroner ikke passerer fra et atom til et andet, men snarere rejser som et hav gennem krystallen af ​​metaller.

Således blander metalliske atomer, for at sige kobber, deres valens-orbitaler med hinanden til dannelse af ledningsbånd; gennem hvilke elektroner (s, p, dof) passerer omkring atomerne og holder dem tæt sammen.

Afhængigt af antallet af elektroner, der passerer gennem den metalliske krystal, de orbitaler, der er tilvejebragt for båndene, og pakningen af ​​dets atomer, kan metallet være blødt (som alkalimetaller), hårdt, skinnende eller en god leder af elektricitet og hed.

Kraften, der holder atomerne i metaller sammen, såsom dem, der udgør den lille mand på billedet og hans bærbare computer, er større end salte.

Dette kan verificeres eksperimentelt, fordi salternes krystaller kan opdeles i flere halvdele før en mekanisk kraft; hvorimod et metallisk stykke (sammensat af meget små krystaller) deformeres.

Eksempler på links

De følgende fire forbindelser omfatter de typer, der er forklaret:

-Sodiumfluorid, NaF (Na ⁺ F ^-): ionisk.

-Sodium, Na: metallisk.

-Fluor, F ₂ (F - F): ikke-polær kovalent, på grund af det faktum, at der er en null ΔE mellem begge atomer, fordi de er identiske.

-Hydrogenfluorid, HF (H - F): polært kovalent, da fluor i denne forbindelse er mere elektronegativt end brint.

Der er forbindelser, såsom vitamin B ₁₂, der har både polære og ioniske kovalente bindinger (i den negative ladning af dets phosphatgruppe –PO ₄ ^- -). I nogle komplekse strukturer, såsom metalliske klynger, kan alle disse typer links endda eksistere sammen.

Materiale tilbyder i alle sine manifestationer eksempler på kemiske bindinger. Fra stenen i bunden af ​​en dam og vandet der omgiver det, til padderne, der skrumper ved dens kanter.

Selvom bindingerne kan være enkle, giver antallet og den rumlige placering af atomerne i molekylstrukturen plads til en rig mangfoldighed af forbindelser.

Betydningen af ​​den kemiske binding

Hvad er vigtigheden af ​​den kemiske binding? Det uberegnelige antal konsekvenser, som fraværet af den kemiske binding ville frigøre, understreger dens enorme betydning i naturen:

-Uden det ville farver ikke eksistere, da dens elektroner ikke ville absorbere elektromagnetisk stråling. Støv- og ispartiklerne, der findes i atmosfæren, ville forsvinde, og derfor ville den blå farve på himlen blive mørk.

-Carbon kunne ikke danne sine uendelige kæder, hvorfra milliarder af organiske og biologiske forbindelser stammer.

- Proteiner kunne ikke engang defineres i deres bestanddele aminosyrer. Sukkerarter og fedt vil forsvinde, ligesom enhver kulstofholdige forbindelse i levende organismer.

-Jorden ville ikke have nogen atmosfære, for i mangel af kemiske bindinger i dens gasser, ville der ikke være nogen kraft til at holde dem sammen. Der ville heller ikke være den mindste intermolekylære interaktion mellem dem.

- Springvand kan forsvinde, fordi deres klipper og mineraler, selvom de er tunge, ikke kunne indeholde deres atomer pakket inde i deres krystallinske eller amorfe strukturer.

- Verden ville være sammensat af ensomme atomer, der ikke er i stand til at danne faste eller flydende stoffer. Dette ville også resultere i, at al transformation af stof forsvandt; det vil sige, der ville ikke være nogen kemisk reaktion. Bare flydende gasser overalt.

Referencer

1. Harry B. Gray. (1965). Elektroner og kemisk limning. WA BENJAMIN, INC. P 36-39.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s 233, 251, 278, 279.
3. Nave R. (2016). Kemisk binding. Gendannes fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Kemiske bindingstyper. (3. oktober 2006). Taget fra: dwb4.unl.edu
5. Dannelse af kemiske bindinger: Elektronenes rolle.. Gendannes fra: cod.edu
6. CK-12 Foundation. (Sf). Dannelse af energi og kovalent obligation. Gendannes fra: chem.libretexts.org
7. Quimitube. (2012). Koordinat eller dativ kovalent binding. Gendannes fra: quimitube.com